relatório 4 - Hidrólise de Sais - Físico - Química, Resumos de Química
Jorginho86
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Noções sobre Hidrólise de Sais para estudo de Química Físico - Químicapara Enem
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO

CURSO DE ENGENHARIA CIVIL

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PRÁTICA

PROFESSORA: FERNANDA SANTOS DOS ANJOS

RELATÓRIO DE EXPERIMENTO

“Indicadores/Equilíbrios de hidrólise de sais”

Trio: Edinaízio Machado Rocha

Fernanda Amorim Medeiros Patriota

Michele Mota Sampaio Lopes

Turma: 1 A

Data: 03/03/2013

Juazeiro-Bahia

UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO

CURSO DE ENGENHARIA CIVIL

1. INTRODUÇÃO TEÓRICA

Robert Boyle (1627-1691) reconheceu que corantes vegetais mudavam de cor

em contato quer com soluções ácidas quer com soluções alcalinas dando uma noção

sobre o uso de indicadores. Estes indicadores químicos são substâncias através das quais

é possível observar o desenvolvimento de uma reação. Utilizando, sobretudo na

determinação do ponto de equivalência em análise volumétrica e são denominados de

indicadores de pH ou indicadores ácido-base ou ainda de neutralização. [1]

Segundo Svante Arrhenius, os ácidos como substâncias que, em solução aquosa,

liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução

aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. Assim, quando diluído em água, o

cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue:

Já o hidróxido de sódio, popularmente conhecido como soda cáustica, quando

em solução aquosa, libera uma hidroxila , definindo-se assim como base:

[2]

Por outro lado, segunda a teoria de Bronsted – Lowry e de Lewis é que em uma

reação um ácido tende a receber par de elétrons e doar prótons, enquanto, as bases tende

a doar elétrons e receber prótons.

Para identificar um ácido ou base, embora não seja um método seguro, seria a

degustação, aqueles tem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas, a base tem

gosto semelhando ao sabão, outro método é aferir o potencial hidrogênico (pH) a partir

de uma combinação de substâncias indicadoras. [2]

Um indicador é uma substância que funciona variando de cor dentro de um

pequeno intervalo de pH, devido ao fato de poder existir em duas ou mais formas que

têm estruturas distintas e apresentam cores diferentes. [3]

Os ácidos apresentam grande constância de comportamento, o mesmo não

acontecendo com os indicadores básicos, que com o aumento da temperatura tendem a

perder a sensibilidade aos íons hidrogênio e consequentemente deslocando-se para

valores mais baixos de pH, aumentando assim a concentração de H+.

As soluções tampão são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse

ácido, ou, então, por uma base fraca e um sal dessa base. Elas são usadas sempre que

um químico necessita, mesmo recendo ácidos ou bases fortes, de um meio com pH

aproximadamente constante e são preparadas dissolvendo-se os solutos em água. Sendo

assim, foi observado e utilizado no primeiro experimento a cor de diversas soluções

tampão. [4]

Outra reação observada é a hidrólise salina que é o processo em que íons

provenientes de um sal reagem com a água. Uma vez que o experimento consiste na

descoberta do pH de soluções hidrolisadas, ou seja sais que foram dissolvidos em água.

Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas. Os sais presentes se

dissociam em cátions e ânions, e dependendo destes íons a solução assume diferentes

valores de pH. [5]

[5]

Quando o sal se dissolve em água, ele se dissolve totalmente para produzir

cátions (H+) e ânions (OH-). Repare na equação acima que estes íons contribuíram para

a formação de um ácido (HA) e uma base (COH). A palavra Hidrólise significa reação

de decomposição de uma substância pela água. A decomposição de um cátion (H+)

caracteriza as soluções ácidas. A decomposição de um ânion (OH-) dá origem a

soluções básicas. [5]

2. OBJETIVOS

Interpretar os equilíbrios envolvidos nas reações de hidrolise de sais e conhecer

as cores de indicadores mais comuns, em meios ácidos é básicos. A utilização de

indicadores ácido-base para determinação de pH, afim de explicar as hidrolises dos sais

com base nos valores de pH das soluções e assim equacionar as equações de hidrolise.

Expressando a hidrólise de sais através da sua constante.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 MATERIAIS E REAGENTES

 Solução saturada de cloreto de sódio

 Solução saturada Cloreto de amônio

 Solução saturada Acetato de sódio

 Solução saturada Acetato de amônio

 Solução saturada Carbonato de sódio

 Solução tampão pH 2 - 12

 Azul de bromotimol

 Vermelho de metila

 Alaranjado de metila

 Fenolftaleína

 Estante para tubos de ensaio

 Tubos de ensaio

3.2 PROCEDIMENTO

Foi preparada uma estante para tubos de ensaio e colocados 40 tubos nela para a

preparação de escalas de pH. Foram adicionados em 10 tubos 2 mL de solução tampão

variando de 3 a 12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos de ensaio uma

gota do indicador vermelho de metila. As cores apresentadas estão na Tabela 2 no item

resultados e discussões.

Em outros 10 tubos foram adicionados 2 mL de solução tampão variando de 3 a

12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos de ensaio uma gota do indicador

alaranjado de metila. As cores apresentadas estão na Tabela 2 no item resultados e

discussões.

Repetindo o mesmo procedimento foram adicionados em mais 10 tubos 2 mL de

solução tampão variando de 3 a 12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos

de ensaio uma gota do indicador fenolftaleína. As cores apresentadas estão na Tabela 2

no item resultados e discussões.

Nos outros 10 tubos restantes foram adicionados 2 mL de solução tampão

variando de 3 a 12. Em seguida adicionou-se em cada um dos 10 tubos de ensaio uma

gota do indicador azul de bromotimol. As cores apresentadas estão na Tabela 2 no item

resultados e discussões.

Em uma outra estante para tubos de ensaio foram separados 24 tubos. Em 4

desses tubos foram adicionados 2 mL de água destilada em cada e em seguida

adicionou-se uma gota dos indicadores: vermelho de metila, alaranjado de metila,

fenolftaleína e azul de bromotimol separadamente em cada tubo de ensaio.

Esse mesmo procedimento foi repetido com os seguintes sais: cloreto de sódio,

acetato de sódio, carbonato de sódio, cloreto de amônio e acetato de amônio. Para cada

uma destes sais foram separados 4 tubos de ensaio e adicionados delas 2 mL de cada.

Em seguida adicionou-se uma gota de cada um dos indicadores: vermelho de metila,

alaranjado de metila, fenolftaleína e azul de bromotimol separadamente nos tubos. A

Tabela 3 apresenta os resultados do pH da água e dos sais, e na Tabela 4 apresenta as

equações de dissociação e hidrólise. As tabelas estão inseridas no item resultados e

discussões.

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO

Os indicadores ácido-base, são geralmente pigmentos extraídos de plantas que

servem para indicar o comportamento ácido, básico ou neutro de uma solução aquosa.

A escolha de um indicador ácido-base para uma titulação deve fazer-se de modo que o

salto brusco do valor de pH tenha a zona de viragem contida nesse salto de pH e que a

mesma englobe o pH desse ponto de equivalência. Só assim se pode detectar

visualmente uma mudança súbita na cor da solução.

Os indicadores usados no experimento foram o vermelho de metila (corante),

alaranjado de metila (reação de copulação entre o sal de diazônio do ácido

sulfanílico com a dimetilanilina), fenolftaleína (condensação de anidrido ftálico com

dois equivalentes de fenol sob condições ácidas) e azul de bromotimol (ácido orgânico

fraco). Cada indicador quando adicionado a uma respectiva solução tende a mudar de

cor variando o pH desta, identificando assim como zona de viragem, possibilitando

visualizar o pH. Ilustrado na Tabela 1:

Tabela 1: Tipos de indicadores, zona de viragem comum e coloração.

Nome do indicador Zona de viragem Mudança de cor

acido x base

Azul de timol 1.2 - 2.8 Vermelho - Amarelo

Alaranjado de Metila 3.1 - 4.5 Vermelho - Amarelo

Vermelho de metila 4.2 - 6.3 Vermelho - Amarelo

Tornassol 5.0 - 8.0 Vermelho - Azul

Vermelho de bromofenol 5.2 - 7.0 Amarelo - Vermelho

Azul de bromotimol 6.0 - 7.6 Amarelo - Azul

Fenolftaleína 8.3 - 10.0 Incolor - Vermelho

Amarelo de alizarina 10.0 - 12.1 Amarelo - Vermelho

Primeiramente foram adicionadas aos 40 tubos as soluções tampão respectivas, e

acrescentados os indicadores em cada, observando as reações, que estão descritas

abaixo na Tabela 2 e ilustrados na Figura 1.

Tabela 2: Escala para avaliação de pH.

Indicador de

pH

Vermelho de

metila

Alaranjado de

metila Fenolftaleína

Azul de

bromotimol

3 Rosa claro Alaranjado Incolor Amarelo

4 Rosa + claro Laranja fraco Incolor Amarelo

5 Rosa/vermelho Laranja Incolor Amarelo

6 Amarelo Laranja fraco Incolor Amarelo claro

7 Amarelo Laranja fraco Incolor Azul

8 Amarelo Laranja fraco Rosa claro Azul escuro

9 Amarelo Laranja fraco Rosa claro Azul escuro

10 Amarelo Laranja fraco Rosa escuro Azul escuro

11 Amarelo Laranja fraco Rosa escuro Azul escuro

12 Amarelo Laranja fraco Rosa bem

escuro Azul escuro

pH de

viragem 4~6 4~6 9~11 6~8

Figura 1:Imagem ilustrativa resultados das faixas de viragem obtidos na adição de indicadores.

Observa-se que no experimento utilizando o vermelho de metila a zona de

viragem foi do pH 4 para o pH 6, tendo uma pequena variação para o pH 7, isso se deve

provavelmente a alguma variação na concentração, ocorrendo o mesmo para algumas

tonalidades de substâncias.

No experimento com o alaranjado de metila, a zona de viragem foi do pH

4 para o pH 6, tendo também uma pequena variação na tonalidade da substância,

dificultando a observação da viragem, resultando em uma diferença entre o resultado

encontrado e o resultado teórico.

Já o experimento com a fenolftaleína a zona de viragem foi entre o pH 9

para o pH 11 com uma mudança brusca de coloração devido a reação de um ácido com

uma solução básica.

Com o azul de bromotimol foi observado a zona de viragem entre o pH 6

para o pH 8, coincidindo com os resultados teóricos, tanto quanto ao valor do pH,

quando a coloração.

Em todos os experimentos a análise do pH foi realizada apenas

visualizando as colorações obtidas com os indicadores, não foram utilizados indicadores

universais nem pHmetros, e também não foi aferido a temperatura ambiente, podendo

ocasionar diferença entre os resultados encontrados.

Em seguida em outros tubos foram adicionados, H2O, NaCl, NH4Cl,

CH3CCONa, Na2CO3, CH3COONH4, e utilizados novamente indicadores afim de obter

o pH de cada solução, indicados na Tabela 3 e ilustrados na Figura 2.

Tabela 3 - Cores dos indicadores nas soluções de sais e pH aproximado

Indicador

sistema

Vermelho

de metila

Alaranjado

de metila Fenolftaleína

Azul de

bromotimol

pH

aproximado

H2O Rosa claro Laranja Incolor Amarelo 5 - 6

NaCl Alaranjado Amarelo

Claro Incolor

Amarelo

Claro 5

NH4Cl Rosa Laranja Incolor Amarelo

Claro 5

CH3CCONa Amarelo Alaranjado Rosa claro Azul 8 -9

Na2CO3 Amarelo Alaranjado

claro Violeta Azul escuro 12

CH3COON4 Amarelo

claro

Alaranjado

claro Incolor Azul claro 7

A partir da observação da Tabela 2 e comparando com a Tabela 3, é possível

chegar a um comum nível de tonalidade das soluções, podendo assim, obter um pH

aparente e aproximado para cada substância. Um fato incomum foi na observação do

pH da água, sendo entre 5-6, tornando assim uma água ácida, no entanto foi utilizado

água destilada, que é neutra, e seu pH é 7. Esta diferença pode ter ocorrido por uso de

tubos de ensaios utilizados anteriormente com soluções qualquer de caráter ácido, em

que não foram devidamente limpas, resultando no erro encontrado no experimento,

além de o pH encontrado ter sido apenas a partir de uma comparação visual de

tonalidades dos indicadores utilizados, uma vez que não foram usados indicadores

universais.

Tabela 4 – pH aproximado, equações de dissociação e hidrólise.

Indicador sistema pH aproximado Equação de dissociação e hidrólise

H2O4 - 5 H2O  H + + OH

-

NaCl5 NaCl  Na+(aq) + Cl - (aq)

NH4Cl5 NH4Cl  NH4 +

(aq) + Cl - (aq)

CH3CCONa8 -9 CH3COONa  Na +

(aq) + CH3COO - (aq)

Na2CO312 Na2CO3  Na +

(aq) + CO3 - (aq)

CH3COON47 CH3COONH4  NH4 +

(aq) + CH3COO - (aq)

Figura 2: Tonalidades das soluções com adição de indicadores.

I. Sais de ácidos fortes e bases fortes: Quando dissolvidos em água,

apresentam reação neutra, pois, nem os ânions, nem os cátions combinam-se,

respectivamente, com os íons hidrogênio ou íons hidroxila para formar produtos

levemente dissociados, o equilíbrio de dissociação da água não é perturbado, formando

reação neutra. É o que acontece com o NaCl, porém, no experimento, a reação ficou

ácida devido a água utilizada ser ácida, como foi dito anteriormente.

NaCl + H2O NaOH + HCl

Na⁺ + Cl⁻ + H₂O Na⁺ + OH⁻ + H⁺ + Cl⁻

H₂O H⁺ + OH⁻ (Simplificando a equação acima)

Neste caso a equação demonstra, que na presença de NaCl não altera o equilíbrio

iónico normal da água, o NaCl apenas se dissolve na água.(o ácido e a base são

simultaneamente fortes transformando a solução em neutra)

II. Sais de ácidos fracos e bases fortes: Quando dissolvidos em água,

produzem uma solução de caráter alcalino. Isso é decorrente do fato de o anion

combinar-se com os hidrogênio para formar um ácido fraco levemente dissociado,

deixando íons hidroxila em liberdade. É o caso do CH3COONa e do Na2CO3, onde

temos um ácido fraco e uma base forte.

CHCOONa

CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH

CH3COO⁻ + Na⁺ +H₂O CH3COOH + Na⁺ + OH⁻

CH3COO⁻ + H₂O CH3COOH + OH⁻

O Íon liberado [OH⁻] confere a solução caráter Básico PH> 7

NaCO

Na2CO3 + H2O 2NaOH + H2CO3

2(Na⁺) + (CO₃)⁻ + H₂O 2(Na⁺) + 2(OH⁻) + H₂CO₃

(CO₃)⁻ + H₂O 2(OH⁻) + H₂CO₃ (Simplificando a equação acima)

O Íon liberado 2[OH⁻] confere a solução caráter Muito Básico PH>> 7, além do acido

carbônico ser bastante instável e rapidamente se transformar em dióxido de carbono e

água.

III. Sais de ácidos fortes e bases fracas: Quando dissolvidos em água,

produzem reação de caráter ácido. O cátion do sal reage com os íons hidroxila,

produzidos pela dissociação da água, formando uma base fraca e liberando íons

hidrogênio. É o caso do NH4Cl, onde o Hidróxido de Amônio é uma base fraca e o

Ácido Clorídrico é um ácido forte.

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH⁺4 + Cl⁻ + H2O NH4OH + H⁺ + Cl⁻

NH⁺4 + H2O NH4OH + H⁺ (Simplificando a equação acima)

O Íon liberado [H⁺] confere a solução caráter ácido PH< 7

A concentração da água, [H2O] é praticamente constante. Podemos associá-la a

K´ e definir uma nova constante de equilíbrio, Kh:

K ́. [H2O] = Kh (Kh é denominada constante de hidrólise do íon)

IV. Sais de ácidos fracos e bases fracas: Quando dissolvidos em água, são

submetidos a um processo bem mais complexo de hidrólise. A hidrólise do cátion

conduz à formação de uma base fraca não dissociada, enquanto a hidrólise do ânion

produz um ácido fraco. Os íons hidrogênio e hidroxila formados nesse processo

recombinam-se parcialmente formando água. Dependendo da constante de cada ácido e

base, a solução será alcalina, ácida ou neutra. Se a constante ácida for maior que a

básica, a solução será ácida. Caso a constante básica seja maior que a ácida, a solução

será básica. Se as constantes forem iguais, a solução será neutra. É o caso do

CH3COONH4, onde, a constante ácida é levemente maior que a básica, formando uma

solução de pH 6, logo, ácida.

CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH

(CH3COO)⁺ + (NH4)⁻ + H2O (CH3COO)⁺ + H⁺ + (NH4)⁻ + OH⁻

H2O H⁺ + OH⁻ (Simplificando a equação acima)

Neste caso a equação demonstra, que na presença de CH3COONH4 não altera o

equilíbrio iônico normal da água, o CH3COONH4 apenas se dissolve na água. (o ácido e a base são

simultaneamente fracos transformando a solução em neutra)

Como pode ser observado, algumas variações no pH que deveria ser percebido,

não foi possível, devido, entre outros fatores, à água utilizada não estar neutra. O que

comprometeu boa parte do experimento.

5. CONCLUSÃO

De acordo com o estudo do uso de indicadores em solução tampão foi possível

observar a faixa de viragem de pH de cada indicador ácido-base, comparando assim

com a leitura teórica de cada um, sendo possível chegar à conclusão do pH de uma

solução com a observação das tonalidades obtidas. Verificou-se, também, que o

aumento de íons hidrogênio (H+) torna a solução mais ácida e o aumento de íons

hidroxila (OH-), mais básica. De acordo com o experimento relatado, o pH de soluções

salinas vai depender dos ácidos e bases que o originaram. Quando ácido e base fortes

reagem, o pH do sal terá um caráter neutro, assim como se ambos forem fracos, pois a

perturbação ao equilíbrio da água será muito pequena ou inexistente, uma vez que a

força dos reagente será equivalente. Quando o ácido reagente é forte e a base é fraca, o

sal obtido terá pH de caráter ácido e se a ocasião for a inversa o sal terá pH de caráter

básico.

6. REFERÊNCIAS

[1] Indicadores químicos. Disponível em: <http://www.infopedia.pt/$indicadores-

quimicos> Acesso em: 04 de MAR de 2013.

[2] LANA, Carlos Roberto de. Ácidos e Bases: Definições de Arrhenius, Bronsted-

Lowry e Lewis. Disponível em: <http://educacao.uol.com.br/quimica/acidos-e-bases-

definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.jhtm > Acesso em: 04 de mar. de 2013

[3] NETO, João. Solução tampão. Disponível em: <

http://www.profjoaoneto.com/fisicoq/solucaotampao.htm> Acesso em 04 de mar. de 2013

[4] Importancia do pH. Disponível em :

<http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fisico_q

uimica_trabalhos/ph.htm> Acesso em: 04 de mar. de 2013

[5] ALVES, Líria. Hidrólise salina. Disponível em:

<http://www.brasilescola.com/quimica/hidrolise-salina.htm> Acesso em: 04 de mar de

2013.

7. QUESTÕES

1) Justifique a variação de pH produzida pela adição de solução saturada de acetato de

sódio à água. Apresente as reações e a expressão da constante de dissociação (hidrólise)

do íon acetato.

Numa solução de acetato de sódio (CH3COONa) temos os seguintes equilíbrios:

H2O ↔ H + + OH-

CH3COO - + H+ ↔ CH3COOH

Somando as reações membro a membro, temos a reação global da hidrólise:

CH3COO - + H2O ↔ CH3COOH + OH

-

A constante de hidrólise do íon acetato é dada por:

2) Relacionando a variação de pH observada com a adição de solução saturada de

cloreto de amônio e compare com a adição de cloreto de sódio à água.

Na hidrólise do cloreto de amônio (NH4Cl), o ácido formado (HCl) é forte e a

base (NH4OH), fraca, o que implica em um pH de caráter ácido à solução, como é

possível enxergar nos equilíbrios:

NH4Cl ↔ NH4 + + Cl-

H2O ↔ H + + OH-

Somando-os membro a membro, obtém-se a reação global de equilíbrio:

NH4Cl + H2O ↔ HCl + NH4OH

Já na hidrólise do cloreto de sódio (NaCl), tanto o ácido (HCl) como a base

(NaOH) formados são fortes e não perturbam o equilíbrio da solução. Seguem os

equilíbrios:

NaCl ↔ Na+ + Cl-

H2O ↔ H + + OH-

Novamente soma-se membro a membro e o equilíbrio global é:

NaCl + H2O ↔ HCl + NaOH

3) Por que a adição de acetato de amônio à água não produz variação significativa do

pH do sistema? Apresente as reações e discuta os respectivos equilíbrios levando em

consideração os valores das respectivas constantes.

Na hidrólise do acetato de amônio, tanto o ácido (CH3COOH) como a base

(NH4OH) formados são fracos e não perturbam o equilíbrio. Os equilíbrios parciais e o

global seguem:

CH3COONH4 ↔ CH3COO - + NH4

+

H2O ↔ H + + OH-

CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH

A constante de dissociação do acetato de amônio é dada pela equação:

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